CHIMIE

© Hachette Livre – H Prépa / Chimie, 1 re année, PCSI –La photocopie non autorisée est un délit
COURS
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(b) : C (s) + 1/2 O 2 (g) = CO (g)
(g) : CO (g) + 1/2 O 2 (g) = CO 2 (g)
(a) : C (s) + O 2 (g) = CO 2 (g)
état (1)
T 1 = 298 K
n(C) = n
n(O 2) = n
n(CO) = 0
n(CO 2) = 0
réaction (β)
Applications du premier principe à la chimie
réaction (α)
état (3)
T 2 = T 1
n(C) = 0
n(O 2) = n/2
n(CO) = n
n(CO 2) = 0
état (2)
T 2 = T 1
n(C) = 0
n(O 2) = 0
n(CO) = 0
n(CO 2) = n
réaction (γ)
Doc. 19 La transformation 1→2
peut être considérée comme la
somme des transformations 1→3
et 3→2.
On a déterminé, par la méthode exposée ci-dessus, ∆ ra H 0 à 298 K :
∆ ra H 0 = – 393,51 kJ . mol –1
•En revanche, si le dioxygène est en défaut, la combustion fournit un mélange
de dioxyde et de monoxyde de carbone CO dont la proportion en CO croît
lorsque la température s’élève. Il est alors impossible de déterminer expérimentalement
∆ rbH 0 pour la réaction (b) d’équation :
(b) C (s) + 1/2 O 2 (g) = CO (g)
En effet : CO ne se forme pas ou n’est pas le produit principal aux températures
où la mesure est réalisable et la mesure n’est pas réalisable aux températures
pour lesquelles CO est le seul produit d’oxydation du carbone.
•En revanche, il est possible de préparer du monoxyde de carbone par d’autres
réactions et l’on peut réaliser sa combustion en dioxyde de carbone selon la
réaction (g ) d’équation :
(g) CO (g) + 1/2 O 2 (g) = CO 2 (g)
On a déterminé ∆ rg H 0 à 298 K :
∆ rg H 0 = – 282,99 kJ . mol –1
■ Notons que la réaction (a) peut être considérée comme la somme des réactions
(b ) et (g ) :
(a) = (b) + (g )
Considérons le cycle de transformations du document 19, dans lequel toutes les
réactions ont lieu sous la même pression constante et à la même température
T 1 = 298 K.
Ce cycle montre que la transformation 1→2 peut être considérée comme la
somme des transformations 1→3 et 3→2. H étant une fonction d’état, ses
variations sont indépendantes du chemin suivi ; donc :
∆H 1→ 2 = ∆H 1→ 3 + ∆H 3→ 2
Or : ∆H 1→ 2 = n . ∆ ra H 0 (T 1) ; ∆H 1→ 3 = n . ∆ rb H 0 (T 1) ; ∆H 3→ 2 = n . ∆ rg H 0 (T 1)
Donc : ∆ ra H 0 (T 1) = ∆ rb H 0 (T 1) +∆ rg H 0 (T 1)
On en déduit donc la valeur de ∆ rb H 0 (T 1) :
∆ rb H 0 (T 1) = ∆ ra H 0 (T 1) – ∆ rg H 0 (T 1) = – 110,52 kJ . mol –1
6.2.2. Généralisation : loi de Hess
Le résultat mis en évidence sur l’exemple précédent découle des propriétés de
fonction d’état de H ; il peut donc être généralisé :
Loi de HESS :
Si l’équation () d’une réaction peut être écrite sous la forme d’une
combinaison linéaire de plusieurs équations ( i), l’enthalpie standard
de cette réaction, à une température T, s’obtient, à partir des enthalpies
standard des différentes réactions à la même température T, par
une combinaison faisant intervenir les mêmes coefficients.
Si () = S i
a i .( i), alors :
D rH 0 (T) = S i
a i . D riH 0 (T)